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Espèces chimiques
Une « espèce chimique » est un ensemble d’entités élémentaires identiques, telles que les
atomes, les molécules et les ions.
Les espèces chimiques constituées d’atomes sont appelées « espèces atomiques » ; celles
constituées de molécules sont appelées « espèces moléculaires » et celles constituées
d’ions sont appelées « espèces ioniques ». L’appellation « espèce ionique » regroupe également les espèces chimiques constituées de solides ioniques.
Le terme « espèce chimique » regroupe également un ensemble de radicaux identiques (il s’agit dans ce cas d’une « espèce radicalaire »).
1. Atomes, molécules et ions
Les atomes se repèrent à leur symbole qui se compose d'une lettre majuscule suivie d'une
minuscule (ou deux pour certains symboles). Les atomes sont électriquement neutres, et
sont répertoriés dans le tableau périodique (tableau de Mendeleïev).
Les molécules sont des assemblages organisés d'au moins deux atomes (identiques ou
différents), et sont donc également électriquement neutres.
Les ions, à la différence des atomes, sont électriquement chargés. La charge électrique est
notée en exposant dans leur formule chimique. Les ions chargés positivement sont appelés
« cations » ; ceux chargés négativement sont appelés « anions ».
Les ions formés à partir d'un seul atome sont des « ions monoatomiques » ; ceux formés à
partir de plusieurs atomes sont des « ions polyatomiques ».
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Les solides ioniques (ou « composés ioniques ») sont des empilements alternés de
cations (ions positifs) et d'anions (ions négatifs), dont le nombre implique la neutralité électrique.
Le terme « espèce chimique (ionique) » est
employé bien qu’un solide ionique soit
constitué de deux ions différents, car les
ions sont indissociables.
Espèces chimiques
Par exemple, le chlorure de sodium
(sel de table) est une espèce ionique.
Le solide ionique qui la constitue a
pour formule chimique NaCl ; c’est un
assemblage d'ions chlorure Cl- et
d'ions sodium Na+ (en nombre égal de
façon à ce que chaque charge négative d'un ion chlorure Cl- soit annulée
par une charge positive d'un ion sodium Na+).
atomiques
moléculaires
Atomes
Molécules
ioniques
Ions monoatomiques
Solides
ioniques
Cations
+
Entités élémentaires
C H O N
Cu Fe Zn
Al Au Ag
O2 N2 H2O
CO2 CO
CH4 C4H10
H Na
Cu2+ Zn2+
Fe2+ Fe3+
NaCl
CuSO4
NaOH
F- ClO2-
Ions polyatomiques
Cations
+
Electriquement neutres
Anions
+
NH4
Anions
2-HO-
SO4
Chargées
2. Corps purs et mélanges
Un corps pur est composé d'une seule espèce chimique (atomique, moléculaire ou ionique), alors qu’un mélange est composé de plusieurs espèces chimiques différentes. Autrement dit, un mélange contient au moins deux corps purs différents.
Exemples de corps purs : l'eau
pure (constituée de molécules
d'eau H2O), le dioxygène pur
(constitué de molécules de
dioxygène O2), le fer pur
(constitué d’atomes de fer Fe).
Exemples de mélanges : l'eau salée (constituée
de molécules d'eau H2O, d’ions chlorure Cl- et
d’ions sodium Na+), l'eau sucrée (constituée de
molécules d'eau H2O et de molécules de glucose C6H12O6), l'air (constitué - principalement
- de molécules de dioxygène O2 et de molécules de diazote N2).
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3. Dissolution et solutions
Une solution est un mélange homogène (le plus souvent liquide), que l’on obtient après
dissolution d'une espèce chimique (appelée « le soluté ») dans un solvant. On dit que le
soluté est « soluble » dans le solvant.
Très souvent, le soluté est à
l’état solide, mais il peut également être à l’état gazeux*.
*L'eau dans laquelle la vie aquatique est possible
contient un gaz dissous : le dioxygène (espèce moléculaire constituée de molécules de formule O2)
Une solution dans laquelle le solvant est l’eau est appelée « solution aqueuse ».
Le soluté peut être une espèce moléculaire ou une espèce ionique. Au cours de la dissolution, les molécules ou les ions qui le constituent se dispersent dans le solvant*. Lorsque le
soluté est une espèce ionique, la solution obtenue est appelée « solution ionique ».
*Ce phénomène est appelé « solvatation »
Le terme « solvant » est également employé au cours des dilutions et des extractions.
Soluté
Solution
Solvant
Nom - état physique
Eau sucrée
Eau pure
Eau salée
Eau pure
Eau gazeuse
Eau pure
Formule
Glucose - solide
(espèce moléculaire)
Chlorure de sodium - solide
NaCl
(espèce ionique)
(solide ionique)
Dioxyde de carbone - gaz
(espèce moléculaire)
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Espèce(s) chimique(s)
présente(s) après
dissolution
C6H12O6
(molécule)
Na+ + Cl(ions)
CO2
(molécule)
4. Miscibilité
Le soluté peut également être un liquide, mais dans ce cas il est difficile de dire lequel des
deux liquides est le solvant et lequel est le soluté.
On préfère donc employer le terme « miscibilité » : si deux liquides sont miscibles, ils forment un mélange homogène. Sinon, ils forment un mélange hétérogène.
Eau
(liquide)
Eau
(liquide)
Huile
(liquide)
Ethanol
(liquide)
Cyclohexane
(liquide)
Non-miscibles
Miscibles
Non-miscibles
Non-miscibles
Miscibles
Huile
(liquide)
Non-miscibles
Ethanol
(liquide)
Miscibles
Non-miscibles
Cyclohexane
(liquide)
Non-miscibles
Miscibles
Non-miscibles
Non-miscibles
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5. Solubilité
Un solvant ne peut dissoudre qu’une certaine quantité de soluté solide ou gazeux. La limite
est donnée par la solubilité. La solubilité exprime donc la capacité du soluté à se dissoudre
dans le solvant. Elle se mesure en kg.m-3 (unité SI*), mais on utilise plus couramment les
unités g.L-1 , mg.L-1, mg.L-1ou encore mg.mL-1
*unité SI = unité du Système International
Solubilité dans l'eau
à T = 25°C et p = 1 bar
Les notations avec les puissances
(kg.m-3, g.L-1, etc.) remplacent celles
aves les « / » (kg/m3, g/L, etc.)
Chlorure de sodium (solide)
s = 375 g.L-1
Glucose (solide)
s ≈ 700 g.L-1
Dioxyde de carbone (gaz)
s = 1,7 g.L-1
Dioxygène (gaz)
s = 8,3 mg.L-1
La solubilité dépend du solvant utilisé : alors que, dans l'eau, la solubilité du chlorure
de sodium est égale à 375 g.L-1, elle est presque nulle dans l'éthanol. Autrement dit, le
chlorure de sodium n’est presque pas soluble dans l’éthanol, alors qu'il est très soluble
dans l'eau.
Lorsqu’on dépasse la limite de solubilité, on dit que la solution est saturée : dans le cas
d’un soluté solide, celui en excès (en trop) se déposera au fond du récipient ; dans le cas
d’un soluté gazeux, des bulles apparaîtront (dégazage).
La solubilité dépend de la température et celle
des gaz augmente avec la pression.
Par exemple, la solubilité du
dioxygène (gaz) dans l’eau à
p = 2 bar est égale à 16,6 mg.L-1
contre 8,3 mg.L-1 à 1 bar.
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